La electrolisis , la ecuación de Nernst

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El dispositivo experimental para generar electricidad a través del uso de una reacción redox se llama celda electroquímica.

- LA ECUACIÓN DE NERNST

Considere la reacción redox del tipo aA + bB → cC + Dd

De la ecuación ∆G = Gº + RT Ln Q

Puesto que ∆G = -n F E y ∆Go = -n F Eo, la ecuación anterior se puede expresar como:

-n F E = -n F Eo + RT Ln Q[pic 6]

Dividiendo la ecuación entre –nF, se obtiene: [pic 7]

aZn+2 y aCu+2 son las actividades del zinc y del cobre

- LEYES DE FARADAY Los procesos electrolíticos están gobernados por dos leyes fundamentales conocidas como leyes de Faraday.

- PRIMERA LEY DE FARADAY

“La masa de una sustancia química liberada o depositada en un electrodo respectivo es proporcional a la carga que circula en la celda”

m = K q ……………………….. (1)

Dónde: K: Cte. De proporcionalidad = Peq/(96 500 C/eq – g)

q: carga, q = I x t[pic 8]

Reemplazando en la ecuación (1): [pic 9]

Dónde: PE: peso equivalente

I: Intensidad de corriente eléctrica

T: tiempo en segundos

- SEGUNDA LEY DE FARADAY

“La razón de las masas de las diferentes sustancias liberadas o depositadas en los electrodos respectivos por la misma cantidad de corriente en la celda es igual a la razón de sus pesos equivalentes“ [pic 10]

m1 / m2 = Peq1 / Peq2

- DETALLES EXPERIMENTALES

- MATERIALES Y REACTIVOS:

Materiales: Fiolas, vasos, pipetas ,bagueta, conexiones eléctricas, papel de filtro, tubo en U, lamina de cu, lamina de Zn, tubo de vidrio con salida lateral y orificios en la parte inferior, electrodos de grafito , multímetro ,fuente de corriente continua regulable, un transformador variable(variac) , gasómetro.

Reactivos: ZnSO4 0,1 M, CuSO4 0,1 M , agar-agar, KCl , solucion de NaOH 4 N.

- PROCEDIMIENTO

Ecuación de Nerst: Se preparó 250 ml de soluciones de CuSO4 0.01 M y 0,001 M por dilución de la solucion stock 0,1 M. se vertió 200 ml de ZnSO4 0,1 M en un vaso precipitado y en otro la solucion de CuSO4 0,1 M y se conectó con un puente salino. Se lijó dos láminas metálicas y se enjuago con agua destilada evitando el contacto con las manos. Se preparó el voltímetro y se conectó el cordón negro con zinc y el rojo con cobre y se introdujo las láminas con sus respectivas soluciones. Se giro la perilla a 2 V en DCV , luego se encendió y se tomó lectura. Se repitió lo mismo con las soluciones diluidas de CuSO4.

Ley de Faraday: Se vertió 200 ml de solución de NaOH 4 N en vaso de 250 mL , se conectó la bureta con la salida lateral y manteniendo abierto el conductor a , se nivelo el volumen de agua de la bureta en cero, haciendo uso de la pera de decantación. Se introdujo el electrodo de grafito en el tubo con salida lateral e instalo dicho tubo en el vaso de solución de NaOH hasta 1 cm de fondo. Mediante el cursor movible de variac, se regulo el voltaje para mantener 0.3 amperios y dejar que se libere hidrogeno en el cátodo por 1 minuto . Luego se midió el tiempo que demora en producir 20 ml de hidrogeno y se tomó nota de dicho tiempo transcurrido.

- TABULACIÓN DE DATOS Y RESULTADOS

TABLA 1: Condiciones de laboratorio

[pic 11]

[pic 12]

[pic 13]

756

23

95

TABLA 2: Datos experimentales

Tabla 2.1:ecuación de Nerst

[pic 14]

[pic 15]

Voltaje (V)

0.1

1.090

0.001

1.064

0.001

1.031

Tabla 2.2: ley de Faraday

[pic 16]

Volumen desplazado(mL)

Tiempo(s)

0.3

20

559

Tabla 3: Datos teoricos

Tabla 3.1. Constantes para Ley de Faraday y Nernst

Constante Universal de los gases (R)

Constante de Nerst

Constante de faraday

8.314 J mol/K

2

96500 C

Tabla 3.2. Coeficientes de actividad de los iones para las soluciones a 25°C

Ion

concentracion

Coeficiente de actividad

Zn+2

0.1

0.485

Cu+2

0.1

0.485

Cu+2

0.01

0.749

Cu+2

0.001